* bello@ufscar

Ecl. Quím., São Paulo, 36 ,2011 69

Construção de um Calorímetro Simples para Determinação da Entalpia de Dissolução

Lúcia Daniela Wolf1, Mônica Helena M. T. Assumpção2, Alexandro Alves Madi1, Viviane

Gomes Bonifácio3 e Orlando Fatibello-Filho1*, 1Universidade Federal de São Carlos, São Carlos, SP - Brasil

2Universidade Federal do ABC, Santo André, SP - Brasil

3Instituto de Tecnologia para o Desenvolvimento LACTEC, Curitiba, PR - Brasil

* [email protected]

Resumo:

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Neste artigo é descrito a construção de um calorímetro simples para o desenvolvimento de um

protocolo com o qual é possível determinar a entalpia de dissolução de sais. Para isto, foram

utilizadas soluções de sais de carbonato de sódio, bicarbonato de sódio, sulfato de cobre e cloreto

de sódio bem como termômetro e recipiente de poliestireno expandido (isopor). O experimento

permite assimilar alguns conceitos sobre Termoquímica e pode ser aplicado em qualquer escola

de ensino médio, visto que utiliza material de fácil aquisição e baixo custo.

Palavras-chave: calorimetria, entalpia de dissolução, 1a Lei da Termodinâmica.

Introdução

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VOLUME 36, NÚMERO 2, 2011


Todos os processos físicos e químicos envolvem, além das transformações materiais (reações

químicas) e mudanças de estados físicos, variações energéticas. Desta maneira, um enfoque

que é dado pela calorimetria, se baseia justamente em medir as variações energéticas que

acompanham os processos físicos e químicos. A parte da calorimetria que trata

especificamente destas variações de temperatura é conhecida como Termoquímica. O

conceito da calorimetria envolve a aplicação da primeira lei da Termodinâmica que estabelece

que a energia é conservada nas transformações.

A medida direta dos calores envolvidos nas reações químicas é uma parte da

calorimetria a qual não é muito valorizada uma vez que muitas destas reações ocorrem sob

condições que estão fora do alcance das medidas calorimétricas diretas. No entanto, reações de

dissociação, neutralização e muitas reações iônicas de precipitação, são susceptíveis de

observação calorimétrica direta.

As reações químicas sempre estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia. Se

a energia dos produtos for menor que a energia dos reagentes, então o sistema libera energia

na forma de calor (reação exotérmica), causando aumento na temperatura do meio. Por outro

lado, se a energia dos produtos for maior que a energia dos reagentes, o sistema absorve

energia durante a reação (reação endotérmica), retirando calor do meio e conseqüentemente

diminuindo a temperatura do sistema.

A energia de qualquer sistema pode ser expressa em termos de seu equivalente em

calor, entalpia (H). Quando a reação é conduzida sob pressão constante, a variação de entalpia,

designada por ∆H, é dada simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos

reagentes (Toma et. al, 1979) como segue a expressão (Equação 1)

∆H = ΣHf (produtos) - ΣHf (reagentes) (1)

sendo

Hf = entalpia de formação das substâncias e os valores de ∆H expressos em Joule (J).


Para medir as entalpias de reação, empregam-se geralmente, calorímetros que

consistem usualmente de uma câmara de reação, a qual contém um termômetro e um agitador.

Os calorímetros são projetados para manter a transferência de calor entre o interior e as

vizinhanças ao mínimo valor absoluto. A variação de entalpia para alguns tipos de reações tem

nome especial como, por exemplo, na dissolução de um soluto em um solvente, essa variação é

conhecida como entalpia de dissolução, ∆Hdiss. (ou entalpia de solução).

Para calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a reação de

dissolução, é necessário conhecer a capacidade calorífica do interior do calorímetro. Esse

conceito, de acordo com Russel, baseia-se na quantidade de calor necessária para elevar a

temperatura do sistema de 1 oC. A determinação da capacidade calorífica de um calorímetro é

feita utilizando-se água. O calor cedido/ganho pela água deve ser igual ao calor ganho/cedido

pelo calorímetro, isto é:

qcal = -qágua (2)

sendo

qcal = C . ∆T (calor liberado/absorvido pelo calorímetro);

C = capacidade calorífica do calorímetro;

∆T = variação de temperatura;

qágua = m.c. ∆T (calor absorvido/liberado pela água);

m = massa da água.

Assim, substituindo-se estas variáveis na Equação 2, tem-se:


Ccal . (Tf – T2) = - m . cágua . (Tf – T1) (3)

ou

Ccal = - m . cágua . (Tf – T1)/((Tf – T2) (4)

Sendo: Tf a temperatura final do calorímetro, após dissolução do sal; T2 a temperatura do

calorímetro vazio e T1 a temperatura da H2O no calorímetro.

Conhecendo-se a capacidade calorífica do calorímetro, é possível determinar

experimentalmente a entalpia de dissolução de uma substância contida no calorímetro de

acordo com as Equações 5 e 6:

qreação = qdissolução + qcalorímetro (5)

sendo

qreação = calor liberado na reação;

qdissolução = qsolvente + qsoluto (calor absorvido pela solução);

qsolvente = mágua . cágua . ∆T

qsoluto = msal . csal . ∆T

qcalorímetro = C . ∆T (calor absorvido pelo calorímetro)

∆H = qreação/n (6)

onde

n = quantidade de matéria que dissolveu


Substituindo-se a Eq. 5 na Eq. 6 obtém-se:

∆H = -[Ccal (Tf – T2) + mágua . cágua . (Tf – T1) + msal . csal . (Tf – Tsal)/nsal (7)

Parte Experimental

Material e reagentes

1 recipiente de poliestireno expandido (isopor) para mamadeira (para substituir o calorímetro)

1 recipiente plástico para substituir o béquer (frasco de maionese)

1 motor N20 (motor de brinquedos)

1 tudo de caneta esferográfica

Bastão de cola quente

Aplicador de cola quente

Balança analítica

Termômetro comum (fundo escala de 1 oC)

Termômetro de Aquário

Água destilada

Carbonato de sódio (Na2CO3)

Hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3)

Sulfato de cobre (CuSO4)


Cloreto de sódio (NaCl)

Procedimento

Para a execução do experimento, procedeu-se à montagem do sistema ilustrado na Figura 1.

Figura 1. Recipiente de poliestireno expandido (isopor) para mamadeiras utilizado para a

construção do calorímetro.

a) Descrição da construção do calorímetro

Com um estilete, cortou-se um retângulo no isopor de modo que fosse possível adaptar um

pedaço de vidro para facilitar a visualização do termômetro no seu interior. Dentro do isopor,

colocou-se o recipiente plástico com tampa. Na tampa fez-se dois orifícios, um retangular


para adição dos reagentes no interior do vidro e o outro para acoplar um suporte de borracha

para encaixar o termômetro e facilitar sua retirada em cada reação (Figuras 2 e 3).

Figura 2. Tampa do recipiente de plástico com o termômetro e o tubo de caneta

estereográfica.

Figura 3. Recipiente plástico com a tampa, o termômetro e o tubo de caneta estereográfica.

Para substituir o agitador magnético montou-se um sistema alternativo, confeccionado

com objetos do cotidiano. Instalou-se um motor do lado externo do calorímetro para não

dificultar a adição dos reagentes e garantir o isolamento térmico do sistema (Figura 4).


Figura 4. Isopor com o motor e o recipiente já acoplados.

Neste motor foi fixada uma mola de caneta para que transmitisse seu movimento a um

tubo de caneta esferográfica cuja carga foi adaptada a uma pequena hélice e fixada no interior do

tubo para formar um sistema que gire livremente (Figura 5).


b) Determinação da capacidade calorífica do calorímetro

Após a construção do calorímetro, determinou-se sua capacidade calorífica (Ccal),

procedendo-se conforme descrito por Assumpção et al. Mediu-se a temperatura inicial do

calorímetro, adicionou-se um volume de 200 mL de água destilada a 50 ºC. Em seguida, mediu-

se a temperatura do conjunto (calorímetro + água) após estabilização da mesma e, então, efetuou-

se os cálculos para obtenção da capacidade calorífica do calorímetro.

c) Determinação da entalpia de dissociação

Determinada a capacidade calorífica do calorímetro, pesaram-se as massas dos sais

supramencionados: 11,68g de NaCl; 21,20g de Na2CO3; 16,80g de NaHCO3 e 49,94g de CuSO4.

Logo após, o primeiro sal foi introduzido no calorímetro contendo 200 mL de água. Fechou-

se rapidamente o sistema e ligou-se o motor de modo que a agitação contribuísse para a

dissolução do sal, evitando que ele se depositasse no fundo do frasco. A variação da

temperatura foi acompanhada até atingir valor constante.

O calorímetro, após a dissolução de cada sal, foi lavado e seco, aguardando-se até que sua

temperatura ficasse constante, podendo então ser utilizado novamente com o segundo sal e

assim consecutivamente.


Resultados e Discussões

Determinação da Capacidade Calorífica do Calorímetro

Conhecendo o princípio da igualdade das trocas de calor, pode-se afirmar que a soma das

quantidades de calor do calorímetro e da água é igual a zero, portanto, substituindo-se os

valores obtidos experimentalmente na Equação (4) tem-se:

Ccal = - 197,2 x 4,184 (43 – 46)/(43 – 25)

Ccal = 137,5 J/oC

Obs.: considerar a capacidade calorífica específica e a densidade da água iguais a da água pura,

4,184 J/g oC e 0,986 g/cm3, respectivamente

Determinação do Calor de Dissolução dos Sais (∆Hdiss)

O NaCl, por exemplo, se dissocia da seguinte forma (Equação 8)

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-

(aq) (8)

De acordo com os dados obtidos experimentalmente, calculou-se o calor de dissolução do

NaCl:

Ccal = 137,5 J/oC;

Tf = 23,5 oC (temperatura final do calorímetro, após dissolução do sal);


T2 = 25 oC (temperatura do calorímetro vazio);

cágua = 4,184 J/g oC;

T1 = 24 oC (temperatura da H2O no calorímetro);

csal = capacidade calorífica especifica do NaCl = 0,722 J/g oC;

Tsal = 25 oC (temperatura do sal);

n = 0,2 mol (quantidade de matéria do sal).

Substituindo esses valores na equação (7), obtém-se:

∆Hdiss = + 3,16 kJ/mol

O mesmo procedimento empregado para cálculo da entalpia do NaCl fora empregado

para os demais sais. Os valores de entalpia de dissolução obtidos experimentalmente além dos

valores teóricos são mostrados na tabela abaixo (Tabela 1).

Tabela 1: Valores de entalpia de dissociação obtidos experimentalmente e valores teóricos

Sal ∆Hdissolução (experimental) /

kJ/mol

∆Hdissolução (teórico) /

kJ/mol

NaCl

Na2CO3

NaHCO3

+ 3,16

- 24,66

+17,54

+ 3,88

- 23,29

+17,15


CuSO4.5H2O -13,19 -15,90

* o sinal algébrico indica se a reação é endotérmica (+) ou exotérmica (-)

Conclusões

A realização deste experimento permite ao aluno a assimilação de alguns conceitos

termoquímicos de fundamental importância como: a Primeira Lei da Termodinâmica,

entalpia, reação endotérmica, reação exotérmica, capacidade calorífica, calor de dissolução,

entre outros. Desta forma, este experimento consiste em utilizar materiais e reagentes de uso

cotidiano para realização de um experimento com alto valor pedagógico. Neste experimento

foi possível determinar as entalpias de dissolução de alguns sais, a partir de um calorímetro

simples e de baixo custo, sendo obtidos valores muito próximos daqueles encontrados na

literatura.

Questões propostas

1) O procedimento utilizado para a determinação do calor de dissolução de sais também

pode ser usado para o calor de neutralização? Explique.

2) Porque o sistema deve ser isolado termicamente? Qual a função de um calorímetro?

3) O que diz a Primeira Lei da Termodinâmica?

4) Conceitue reações químicas em que ocorre liberação e reações com absorção de energia.

Agradecimentos

Os autores agradecem à FAPESP, CNPq e CAPES pelos recursos concedidos ao LABBES, ao

CNPq pela bolsa de produtividade em pesquisa de OFF e à FAPESP pela bolsa de doutorado

de VGB e de iniciação de MHMTA.


Referências bibliográficas

ASSUMPÇÃO, M. H. M. T.; WOLF, L. D; BONIFÁCIO, V. G.; FATIBELLO-FILHO, O.

Construção de um Calorímetro de Baixo Custo para a Determinação de Entalpia de

Neutralização. Eclética Química, São Paulo, 35 (2): 63 - 69, 2010.

CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico- Química. Trad. De C. M. P dos Santos e R. B. Faria.

Rio De Janeiro, Livros técnicos e científicos, 1986.

GIESBRECHT, E.; FELICÍSSIMO, A. M. P.; TOMA, H. E.; PRADO, J. C.; AAS, K. Z.;

BARBIERI, L.; MARCONDES, M. E. R.; CONSTANTINO, M. G.; KUYA, M. K.; ISUYAMA,

R.; NAJJAR, R.; OSÓRIO, V. K. L.; DE OLIVEIRA, W. Experiências de química : técnicas e

conceitos básicos. PEQ-Projetos de Ensino de Química Moderna São Paulo 1982.

MAHAN, B. H. Química um Curso Universitário. Trad Ebe Barbieri Melardi. São Paulo, 1970.

RUSSEL, J.B. Química Geral. 2ª ed, Trad. M. A. Brotto et al, São Paulo: Makron Books do

Brasil Editora Ltda, 1994.

Construction of a Simple Calorimeter for the Enthalpy of Dissolution Determination

Abstract:

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In this article the construction of a simple calorimeter for the development of a protocol with

which it is possible to determine the enthalpy of dissolution of salts is described. Thereunto, salts

solutions such as sodium carbonate, sodium bicarbonate, copper sulfate and sodium chloride

besides one thermometer and one expanded-polystyrene (Styrofoam) container were used. The

experiment allows to assimilate Thermochemistry concepts and can be applied to any high

school, since it uses materials easily obtainable at low cost.

Keywords: calorimetry, enthalpy of dissolution, first law of Thermodynamics

Legenda das figuras


Figura 1. Recipiente de poliestireno expandido (isopor) para mamadeiras utilizado para a

construção do calorímetro.

Figura 2. Tampa do recipiente de plástico com o termômetro e o tubo de caneta

estereográfica.

Figura 3. Recipiente plástico com a tampa, o termômetro e o tubo de caneta estereográfica.

Figura 4. Isopor com o motor e o recipiente já acoplados.

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